Historia

Material de Apoyo de Química General

EJERCICIOS RESUELTOS DE LEYES PONDERALES
1.

Clasifique las siguientes afirmaciones como hechos, leyes o teorías:
a) El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión ejercida sobre él, al
mantener la temperatura constante.
b) El cobre es mejor conductor de la corriente eléctrica que el aluminio.
c) En los gases existen grandes espaciosvacíos entre sus moléculas.
d) El ácido sulfúrico es más fuerte que el ácido acético.
e) La materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos.

Desarrollo
a) Ley. Pues se deduce de una relación que fue determinada y comprobada experimentalmente.
La presión, la temperatura y el volumen de un gas ideal se relacionan mediante la siguiente
expresión: V = nRT/P.
b) Hecho. Sepuede comprobar experimental mente que esto es así .
c) Teoría. Se supone a partir del comportamiento de los gases, pero no puede comprobarse
directamente, por consiguiente es válido hasta que no se demuestre lo contrario.
d) Hecho. Se puede comprobar experimentalmente.
e) Teoría. Hasta que se refutó parcialmente. (Se determinó que los átomos tenían una
constitución interna: protones, neutrones,electrones, etc., por lo tanto no eran indivisibles).

2.

Al combustionar 1,00 g de Mg en aire, se obtiene 1,64 g de óxido de Mg (MgO) . Determine
la masa de oxígeno que reaccionó.

Desarrollo
Aplicando la Ley de Conservación de Masa, y suponiendo que el Mg es 100 % puro, la masa de
oxígeno que reacciona debe ser igual a la diferencia entre la masa del óxido y la masa del
magnesio.1,64 g de óxido – 1,00 g de Mg = 0,64 g de oxígeno

3.

Si los porcentajes de N e H en el amoníaco (NH 3) son respectivamente 82,40 % y 17,60 %.
Determine la masa de amoníaco que puede obtenerse a partir de 10,000 g de N y 6,000 g de
hidrógeno.

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Desarrollo
Aquí no puede aplicar directamente la Ley de Conservación de Masa y decir que obtiene16,000
g de NH3 ya que el N y el H se combinan en una determinada proporción en masa para producir
amoníaco, que es fija y constante (dada por la Ley de Proust) y no depende de las masa s de
reactivos que uno haga reaccionar.
Por consiguiente si se toman masas al azar de reactivos, lo más probable es que exista uno en
exceso (que queda cuando se termina la reacción) y el otro reactivo será ellimitante (limita la
reacción. porque cuando él se agota la reacción termina).
Considerando los porcentajes de N e H en el amoníaco y las masas de ambos que se hacen
reaccionar, lo más probable es que el hidrógeno esté en exceso, veamos:

(10,000 g de nitrógeno corresponderían al 82,40 %, X g de h idrógeno corresponderán al
17,60%)
X = 2,136 g de hidrógeno reaccionan con los 10,000 g denitrógeno, por lo tanto el nitrógeno es
el reactivo limitante (porque cuando él se agota la reacción se termina) y el hidrógeno es el
reactivo en exceso, tal como habíamos intuido. (reaccionan sólo 2,136 g de los 6,000 g que
habían inicialmente)
La masa de amoníaco obtenida será entonces:

10,000 g de N + 2,136 g de H = 12,136 g de NH3
4.

En ciertas condiciones el sodio y el azufre secombinan para dar el compuesto sulfuro de
sodio. Así, 4,60 g de sodio originan 7,80 g de sulfuro.
a) ¿Qué masa, en g, de azufre se combinará con 15,00 g de sodio?
b) ¿Cuál es la composición centesimal del compuesto?
c) Si se hicieran reaccionar 10,0 g de sodio con 7,80 g de azufre. ¿Qué masa de compuesto
se forma y qué masa de reactante queda en exceso?

Desarrollo
Lo primero es determinar lamasa de azufre que reacciona utilizando la ley de Lavoisier:

7,80 g de sulfuro - 4,60 g de sodio = 3,20 g de azufre

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y teniendo la masa de azufre (S) y la masa de sodio (Na) podemos determinar la proporción en
que se combinan, que según la ley de Proust, es siempre la misma.
a) m S = ?
m Na = 15,00 g

x = 10,43 g de azufre

b)
%S=x...